Literatürde “hız” kavramına oldukça sık rastlanmaktadır. Fizikten ne olduğu biliniyor daha uzun mesafeüstesinden gelecek malzeme gövdesi(kişi, tren, uzay aracı) belirli bir süre boyunca bu bedenin hızı o kadar yüksek olur.

Hız nasıl ölçülür kimyasal reaksiyon, "hiçbir yere gitmeyen" ve hiçbir mesafe kat etmeyen? Bu soruyu cevaplamak için ne olduğunu bulmanız gerekir. Her zaman değişiklikler herhangi kimyasal reaksiyon? Herhangi bir kimyasal reaksiyon, bir maddeyi değiştirme süreci olduğundan, orijinal madde içinde kaybolur ve reaksiyon ürünlerine dönüşür. Böylece bir kimyasal reaksiyon sırasında maddenin miktarı daima değişir, başlangıç ​​maddelerinin parçacık sayısı azalır ve dolayısıyla konsantrasyon (C).

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Kimyasal reaksiyonun hızı değişimle orantılıdır:

1. birim zaman başına bir maddenin konsantrasyonu;
2. birim hacim başına madde miktarı;
3. birim hacim başına bir maddenin kütlesi;
4. Reaksiyon sırasında maddenin hacmi.

Şimdi cevabınızı doğru cevapla karşılaştırın:

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddenin birim zamandaki konsantrasyonundaki değişime eşittir

Nerede C1 Ve 0'dan itibaren- sırasıyla son ve başlangıç ​​reaktanlarının konsantrasyonları; t 1 Ve t 2- deneyin zamanı, sırasıyla son ve başlangıç ​​zaman periyodu.

Soru. Sizce hangi değer daha büyük: C1 veya 0'dan itibaren? t 1 veya t 0?

Belirli bir reaksiyonda reaktanlar her zaman tüketildiğinden, o zaman

Dolayısıyla bu büyüklüklerin oranı her zaman negatiftir ve hız negatif bir büyüklük olamaz. Bu nedenle formülde aynı anda hızın olduğunu gösteren bir eksi işareti görünür. herhangi Zaman içindeki reaksiyonlar (sabit koşullar altında) her zaman azalır.

Buna göre kimyasal reaksiyonun hızı:

Şu soru ortaya çıkıyor: Reaktanların (C) konsantrasyonu hangi birimlerde ölçülmeli ve neden? Buna cevap verebilmek için durumun ne olduğunu anlamalısınız. ana Herhangi bir kimyasal reaksiyonun meydana gelmesi için.

Parçacıkların reaksiyona girebilmesi için en azından çarpışmaları gerekir. Bu yüzden birim hacim başına parçacık sayısı* (mol sayısı) ne kadar yüksek olursa, bunlar o kadar sık ​​çarpışır, kimyasal reaksiyon olasılığı da o kadar yüksek olur.

* Ders 29.1'de “köstebeğin” ne olduğunu okuyun.

Bu nedenle kimyasal süreçlerin hızlarını ölçerken şunu kullanırlar: molar konsantrasyon reaksiyona giren karışımlardaki maddeler.

Bir maddenin molar konsantrasyonu, 1 litre çözeltide kaç mol bulunduğunu gösterir.

Bu nedenle, reaktanların molar konsantrasyonu ne kadar büyük olursa, birim hacim başına daha fazla parçacık, daha sık çarpışır, daha yüksek (diğerleriyle) eşit koşullar) kimyasal reaksiyon hızı. Bu nedenle, kimyasal kinetiğin temel yasası (bu, kimyasal reaksiyonların hızı bilimidir) kitlesel eylem kanunu.

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.

A + B →... tipi bir reaksiyon için bu yasa matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

Reaksiyon daha karmaşıksa, örneğin 2A + B → veya aynı olan A + A + B → ..., o zaman

Böylece hız denkleminde bir üs ortaya çıktı « iki» , katsayısına karşılık gelir 2 reaksiyon denkleminde. Daha karmaşık denklemler için büyük üsler genellikle kullanılmaz. Bunun nedeni, örneğin üç A molekülünün ve iki B molekülünün eşzamanlı çarpışma olasılığının son derece küçük olmasıdır. Bu nedenle birçok reaksiyon, üçten fazla parçacığın çarpışmadığı birkaç aşamada meydana gelir ve sürecin her aşaması belirli bir hızda ilerler. Bu hız ve buna ait kinetik hız denklemi deneysel olarak belirlenir.

Yukarıdaki kimyasal reaksiyon hızı denklemleri (3) veya (4) yalnızca aşağıdakiler için geçerlidir: homojen reaksiyonlar, yani reaksiyona giren maddelerin yüzey tarafından ayrılmadığı bu tür reaksiyonlar için. Örneğin, sulu bir çözeltide bir reaksiyon meydana gelir ve her iki reaktan da suda veya herhangi bir gaz karışımında yüksek oranda çözünür.

Ne zaman olacağı başka bir mesele heterojen reaksiyon. Bu durumda reaksiyona giren maddeler arasında, örneğin karbondioksit arasında bir arayüz vardır. gaz su ile reaksiyona girer çözüm alkaliler. Bu durumda herhangi bir gaz molekülünün reaksiyona girme olasılığı eşit derecede yüksektir, çünkü bu moleküller hızlı ve kaotik bir şekilde hareket eder. Peki ya sıvı çözeltinin parçacıkları? Bu parçacıklar son derece yavaş hareket eder ve "en altta" bulunan alkali parçacıkların reaksiyona girme şansı neredeyse yoktur. karbondioksit, eğer çözelti sürekli karıştırılmıyorsa. Yalnızca "yüzeyde bulunan" parçacıklar reaksiyona girecektir. Yani için heterojen reaksiyonlar -

reaksiyon hızı, taşlamayla artan arayüz yüzeyinin boyutuna bağlıdır.

Bu nedenle, çoğu zaman reaksiyona giren maddeler ezilir (örneğin suda çözülür), yiyecek iyice çiğnenir ve pişirme işlemi sırasında öğütülür, kıyma makinesinden geçirilir vb. sindirilebilir!

Böylece, maksimum hız(diğer her şey eşit olduğunda), çözeltilerde ve gazlar arasında (bu gazlar ortam koşullarında reaksiyona girerse) ve moleküllerin "yakınlarda" bulunduğu çözeltilerde homojen reaksiyonlar meydana gelir ve öğütme gazlardakiyle aynıdır (ve hatta daha fazlası). !), - reaksiyon hızı daha yüksektir.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Hangi reaksiyon en hızlı şekilde ilerler oda sıcaklığı:

1. oksijenli karbon;
2. hidroklorik asitli demir;
3. solüsyonlu demir asetik asit
4. alkali ve sülfürik asit çözeltileri.

İÇİNDE bu durumda Hangi sürecin homojen olduğunu bulmamız gerekiyor.

Gazlar arasındaki kimyasal reaksiyonun veya bir gazın katıldığı heterojen bir reaksiyonun hızının da basınca bağlı olduğu unutulmamalıdır, çünkü artan basınçla gazlar sıkıştırılır ve parçacıkların konsantrasyonu artar (bkz. formül 2). Gazların dahil olmadığı reaksiyonların hızı basınçtaki değişikliklerden etkilenmez.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Asit çözeltisi ile demir arasındaki kimyasal reaksiyonun hızı etkilenmez

1. asit konsantrasyonu;
2. demir öğütme;
3. reaksiyon sıcaklığı;
4. basınçta artış.

Son olarak reaksiyonun hızı aynı zamanda maddelerin reaktivitesine de bağlıdır. Örneğin, oksijen bir maddeyle reaksiyona girerse, diğer koşullar eşit olduğunda reaksiyon hızı, aynı maddenin nitrojenle etkileşime girmesinden daha yüksek olacaktır. Gerçek şu ki, oksijenin reaktivitesi nitrojeninkinden belirgin şekilde daha yüksektir. Bu olgunun nedenine Eğitimin bir sonraki bölümünde (ders 14) bakacağız.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Hidroklorik asit ile kimyasal reaksiyon

1. bakır;
2. ütü;
3. magnezyum;
4. çinko

Moleküllerin her çarpışmasının kimyasal etkileşimlerine (kimyasal reaksiyon) yol açmadığına dikkat edilmelidir. Hidrojen ve oksijenden oluşan bir gaz karışımında normal koşullar saniyede birkaç milyar çarpışma meydana gelir. Ancak reaksiyonun ilk belirtileri (su damlacıkları) şişede ancak birkaç yıl sonra görünecektir. Böyle durumlarda tepkinin olduğunu söylüyorlar pratikte işe yaramıyor. Ama o olası aksi takdirde bu karışımın 300 °C'ye ısıtıldığında şişenin hızla buğulanması ve 700 °C sıcaklıkta korkunç bir patlamanın meydana gelmesi nasıl açıklanır? Hidrojen ve oksijen karışımına "patlayıcı gaz" denmesi boşuna değil.

Soru. Isıtıldığında reaksiyon hızının neden bu kadar keskin bir şekilde arttığını düşünüyorsunuz?

Reaksiyon hızı artar çünkü birincisi parçacık çarpışmalarının sayısı artar, ikincisi ise parçacık çarpışmalarının sayısı artar. aktifçarpışmalar. Etkileşimlerine yol açan, parçacıkların aktif çarpışmalarıdır. Böyle bir çarpışmanın gerçekleşebilmesi için parçacıkların belirli bir miktarda enerjiye sahip olması gerekir.

Kimyasal reaksiyonun gerçekleşebilmesi için parçacıkların sahip olması gereken enerjiye aktivasyon enerjisi denir.

Bu enerji, atomların ve moleküllerin dış elektronları arasındaki itici kuvvetlerin üstesinden gelmek ve "eski" elektronları yok etmek için harcanır. kimyasal bağlar.

Soru ortaya çıkıyor: reaksiyona giren parçacıkların enerjisi nasıl artırılır? Cevap basit - sıcaklığı artırın, çünkü artan sıcaklıkla parçacıkların hareket hızı artar ve sonuç olarak kinetik enerji.

Kural Hoff değil*:

Sıcaklıktaki her 10 derecelik artışla reaksiyon hızı 2-4 kat artar.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30/08/1852–03/1/1911) - Hollandalı kimyager. Fiziksel kimya ve stereokimyanın kurucularından biri. Nobel Kimya Ödülü No. 1 (1901).

Bu kuralın (bir yasa değil!), ölçüm için "uygun" olan reaksiyonlar için, yani ne çok hızlı ne de çok yavaş ilerleyen ve deneycinin erişebileceği sıcaklıklarda (çok fazla değil) ilerleyen reaksiyonlar için deneysel olarak oluşturulduğuna dikkat edilmelidir. yüksek ve çok düşük değil).

Soru. Sizce patatesleri pişirmenin en hızlı yolu nedir: haşlamak mı yoksa bir kat yağda kızartmak mı?

Açıklanan olayın anlamını doğru bir şekilde anlamak için reaksiyona giren molekülleri, yükseğe zıplamak üzere olan bir grup öğrenciyle karşılaştırabilirsiniz. Onlara 1 m yüksekliğinde bir bariyer verilirse, öğrencilerin bariyeri aşmak için koşmaları ("ateşlerini" artırmaları) gerekecektir. Ancak yine de bu engeli aşamayacak öğrenciler (“aktif olmayan moleküller”) her zaman olacaktır.

Ne yapalım? "Akıllı bir kişi dağa tırmanmaz, akıllı bir kişi dağı atlar" ilkesine bağlı kalırsanız, o zaman bariyeri örneğin 40 cm'ye indirmelisiniz. O zaman herhangi bir öğrenci bu engeli aşabilir. bariyer. Açık moleküler seviyeşu anlama gelir: Reaksiyon hızını arttırmak için belirli bir sistemdeki aktivasyon enerjisini azaltmak gerekir..

Gerçek kimyasal işlemlerde bu işlev bir katalizör tarafından gerçekleştirilir.

Katalizör kalırken kimyasal reaksiyonun hızını değiştiren bir maddedir. değişmedi Kimyasal reaksiyonun sonuna doğru.

Katalizör katılır kimyasal bir reaksiyonda, bir veya daha fazla başlangıç ​​maddesiyle etkileşime girer. Bu durumda ara bileşikler oluşur ve aktivasyon enerjisi değişir. Ara madde daha aktifse (aktif kompleks), aktivasyon enerjisi azalır ve reaksiyon hızı artar.

Örneğin, SO2 ile O2 arasındaki reaksiyon çok yavaş gerçekleşir. normal koşullar pratikte işe yaramıyor. Ancak NO varlığında reaksiyon hızı keskin bir şekilde artar. İlk HAYIR çok çabuk O2 ile reaksiyona girer:

ortaya çıkan nitrojen dioksit hızlı kükürt(IV) oksit ile reaksiyona girer:

Görev 5.1. Bu örneği kullanarak hangi maddenin katalizör, hangisinin aktif kompleks olduğunu gösterin.

Tersine, eğer daha fazla pasif bileşik oluşursa, aktivasyon enerjisi o kadar artabilir ki reaksiyon bu koşullar altında pratik olarak gerçekleşmez. Bu tür katalizörlere denir inhibitörler.

Uygulamada her iki tip katalizör de kullanılmaktadır. Yani özel organik katalizörler - enzimler- Kesinlikle tüm biyokimyasal süreçlere katılın: gıda sindirimi, kas kasılması, nefes alma. Enzimler olmadan hayat var olamaz!

Metal ürünleri korozyondan, yağ içeren maddelerden korumak için inhibitörler gereklidir. gıda ürünleri oksidasyondan (acıma). Bazı ilaçlar ayrıca mikroorganizmaların hayati fonksiyonlarını engelleyen ve dolayısıyla onları yok eden inhibitörler içerir.

Kataliz homojen veya heterojen olabilir. Homojen katalizin bir örneği, NO'nun (bu bir katalizördür) kükürt dioksitin oksidasyonu üzerindeki etkisidir. Heterojen katalizin bir örneği, ısıtılmış bakırın alkol üzerindeki etkisidir:

Bu reaksiyon iki aşamada gerçekleşir:

Görev 5.2. Bu durumda katalizörün hangi madde olduğunu belirleyin? Bu tür kataliz neden heterojen olarak adlandırılıyor?

Uygulamada, katı maddelerin katalizör görevi gördüğü heterojen kataliz en sık kullanılır: metaller, oksitleri vb. Bu maddelerin yüzeyinde tekil noktalar(düğümler kristal kafes), katalitik reaksiyonun gerçekte meydana geldiği yer. Bu noktalar yabancı maddelerle kaplanırsa kataliz durur. Katalizöre zarar veren bu maddeye denir. katalitik zehir. Diğer maddeler - destekleyiciler- tam tersine katalitik aktiviteyi arttırırlar.

Katalizör bir kimyasal reaksiyonun yönünü değiştirebilir, yani katalizörü değiştirerek farklı reaksiyon ürünleri elde edebilirsiniz. Böylece alkol C2H5OH'den çinko ve alüminyum oksitlerin varlığında bütadien elde edilebilir ve konsantre sülfürik asit varlığında etilen elde edilebilir.

Böylece kimyasal reaksiyon sırasında sistemin enerjisi değişir. Eğer reaksiyon sırasında enerji açığa çıkarısı şeklinde Q, bu işleme denir ekzotermik:

İçin endo termal süreçler ısı emilir yani termal etki Q< 0 .

Görev 5.3.Önerilen proseslerden hangisinin ekzotermik, hangisinin endotermik olduğunu belirleyin:

Bir kimyasal reaksiyonun denklemi termal etki, reaksiyonun termokimyasal denklemi olarak adlandırılır. Böyle bir denklem oluşturabilmek için reaktantın 1 molü başına termal etkinin hesaplanması gerekir.

Görev. 6 g magnezyum yandığında 153,5 kJ ısı açığa çıkar. Bu reaksiyonun termokimyasal denklemini yazınız.

Çözüm. Reaksiyon için bir denklem oluşturalım ve verilen formülleri YUKARIDA belirtelim:

Oranı oluşturduktan sonra reaksiyonun istenen termal etkisini buluruz:

Bu reaksiyonun termokimyasal denklemi şöyledir:

Bu tür görevler ödevlerde verilmektedir. çoğunluk Birleşik Devlet Sınavı seçenekleri! Örneğin.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Termokimyasal reaksiyon denklemine göre

8 g metanın yanması sırasında açığa çıkan ısı miktarı şuna eşittir:

Kimyasal süreçlerin tersine çevrilebilirliği. Le Chatelier'in ilkesi

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - Fransız fiziksel kimyager ve metalurji uzmanı. Formüle edilmiş genel hukuk denge kaymaları (1884).

Reaksiyonlar geri dönüşümlü veya geri döndürülemez olabilir.

Geri döndürülemez Bunlar, ters işlemin mümkün olduğu hiçbir koşulun bulunmadığı reaksiyonlardır.

Bu tür reaksiyonların bir örneği, süt ekşidiğinde veya lezzetli bir pirzola yandığında meydana gelen reaksiyonlardır. Kıymayı tekrar kıyma makinesinden geçirmek (ve tekrar bir parça et elde etmek) imkansız olduğu gibi, pirzolayı "yeniden canlandırmak" veya sütü taze yapmak da imkansızdır.

Ancak kendimize basit bir soru soralım: Süreç geri döndürülemez mi?

Bu soruyu cevaplamak için hatırlamaya çalışalım, ters işlem yapmak mümkün mü? Evet! Sönmemiş kireç CaO elde etmek için kireçtaşının (tebeşir) ayrıştırılması endüstriyel ölçekte kullanılır:

Bu nedenle reaksiyon tersine çevrilebilir, çünkü koşullar altında ikisi birden işlem:

Üstelik bunun altında yatan koşullar da var. ileri reaksiyonun hızı geri reaksiyonun hızına eşittir.

Bu koşullar altında kurulur kimyasal denge. Bu sırada reaksiyon durmaz, ancak elde edilen parçacıkların sayısı ayrışan parçacıkların sayısına eşittir. Bu yüzden Kimyasal denge durumunda reaksiyona giren parçacıkların konsantrasyonları değişmez. Örneğin, kimyasal denge anındaki sürecimiz için

işaret anlamına gelir denge konsantrasyonu.

Şu soru ortaya çıkıyor: Sıcaklık artarsa ​​veya azalırsa veya diğer koşullar değişirse dengeye ne olacak? Yanıtla benzer soru bilerek yapabilirsin Le Chatelier'in ilkesi:

Sistemin denge durumunda olduğu koşulları (t, p, c) değiştirirseniz, o zaman denge şu sürece doğru kayacaktır: değişime direnir.

Yani tıpkı “aksini” yapan kaprisli bir çocuğun ebeveynlerinin iradesine direnmesi gibi, denge sistemi de dışarıdan gelecek her türlü etkiye her zaman direnir.

Bir örneğe bakalım. Amonyak üreten reaksiyonda dengenin kurulmasına izin verin:

Sorular. Reaksiyona giren gazların mol sayısı reaksiyondan önce ve sonra aynı mıdır? Kapalı bir hacimde bir reaksiyon meydana gelirse, basınç ne zaman daha yüksektir: reaksiyondan önce mi yoksa sonra mı?

Açıkça görülüyor ki bu süreç gaz moleküllerinin sayısının azalmasıyla oluşur, yani basınç Doğrudan reaksiyon sırasında azalır. İÇİNDE tersi reaksiyonlar - aksine karışımdaki basınç artar.

Bu sistemde ne olur diye soralım kendimize. arttırmak basınç? Le Chatelier ilkesine göre “tam tersini yapan” reaksiyon ilerleyecektir, yani. düşürür basınç. Bu doğrudan bir tepkidir: daha az molekül gaz - daha az basınç.

Bu yüzden, en arttırmak basınç dengenin yana kaymasına neden olur doğrudan süreç, Nerede basınç düşer, molekül sayısı azaldıkça gazlar

Birleşik Devlet Sınavı görevi.Şu tarihte: arttırmak basınç dengesi kaymaları Sağ sistemde:

Eğer reaksiyonun bir sonucu olarak molekül sayısı Gazlar değişmezse basınçtaki değişiklik denge konumunu etkilemez.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Basınçtaki bir değişiklik sistemdeki dengenin değişmesini etkiler:

Bunun ve diğer herhangi bir reaksiyonun denge konumu, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonuna bağlıdır: Başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonunu artırarak ve ortaya çıkan maddelerin konsantrasyonunu azaltarak, dengeyi her zaman doğrudan reaksiyona (sağa) kaydırırız.

Birleşik Devlet Sınavı görevi.

şu durumlarda sola kayar:

1. artan kan basıncı;
2. sıcaklıkta azalma;
3. CO konsantrasyonunun arttırılması;
4. CO konsantrasyonunun azaltılması.

Amonyak sentezi süreci ekzotermiktir, yani ısı salınımıyla birlikte gerçekleşir. sıcaklık artışı Karışımın içinde.

Soru. Bu sistemdeki dengeler nasıl değişecek? sıcaklık düşüşü?

Biz de aynı şekilde tartışıyoruz çözüm: azalırken sıcaklık, denge amonyak oluşumuna doğru kayacaktır, çünkü bu reaksiyonda ısı açığa çıkar ve sıcaklık yükselir.

Soru. Sıcaklık azaldıkça kimyasal reaksiyonun hızı nasıl değişir?

Açıkçası, sıcaklık düştükçe her iki reaksiyonun hızı da keskin bir şekilde azalacaktır, yani istenilen dengenin oluşması için çok uzun bir süre beklemeniz gerekecektir. Ne yapalım? Bu durumda gerekli katalizör. yine de o denge pozisyonunu etkilemez ancak bu durumun başlangıcını hızlandırır.

Birleşik Devlet Sınavı görevi. Sistemdeki kimyasal denge

şu durumlarda reaksiyon ürününün oluşumuna doğru kayar:

1. artan kan basıncı;
2. sıcaklık artışı;
3. basınçta azalma;
4. bir katalizörün kullanılması.

Sonuçlar

Kimyasal reaksiyonun hızı şunlara bağlıdır:

• reaksiyona giren parçacıkların doğası;
• reaktanların konsantrasyonu veya arayüz alanı;
• sıcaklık;
• bir katalizörün varlığı.

İleri reaksiyonun hızının hıza eşit olması durumunda denge sağlanır. ters süreç. Bu durumda reaktanların denge konsantrasyonu değişmez. Kimyasal dengenin durumu koşullara bağlıdır ve Le Chatelier ilkesine uyar.

7.1. Homojen ve heterojen reaksiyonlar

Kimyasallar farklı şekillerde bulunabilir toplanma durumları, onların kimyasal özellikler V farklı eyaletler aynıdır ancak etkinlik farklıdır (son derste örnek kullanılarak gösterilmiştir) termal etki kimyasal reaksiyon).

A ve B gibi iki maddenin bulunabileceği çeşitli toplanma durumlarının kombinasyonlarını ele alalım.

A (g.), B (g.)

A (TV), B (TV)

A (w.), B (tv.)

karışım

A(tv.), B(g.)

A (f.), B (g.)

karışım

(çözüm)

heterojen

heterojen

heterojen

homojen

heterojen

heterojen

homojen

Hg(l) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Faz, bir kimyasal sistemin, sistemin tüm özelliklerinin sabit (aynı) olduğu veya noktadan noktaya sürekli olarak değiştiği bir bölgesidir. Her biri ayrı aşamalardır katılar Ayrıca çözelti ve gaz fazları da vardır.

Homojen denir kimyasal sistem tüm maddelerin tek fazda olduğu (çözelti veya gaz halinde). Birkaç aşama varsa, sistem denir

heterojen.

Sırasıyla kimyasal reaksiyon Reaktiflerin aynı fazda olması durumunda homojen olarak adlandırılır. Reaktifler farklı fazlardaysa, o zaman kimyasal reaksiyon heterojen denir.

Bir kimyasal reaksiyonun meydana gelmesi için reaktiflerin teması gerektiğinden, homojen bir reaksiyonun, çözeltinin veya reaksiyon kabının tüm hacmi boyunca eş zamanlı olarak meydana geldiğini, heterojen bir reaksiyonun fazlar arasındaki dar bir sınırda meydana geldiğini anlamak zor değildir. arayüz. Dolayısıyla tamamen teorik olarak homojen bir reaksiyon, heterojen bir reaksiyondan daha hızlı gerçekleşir.

Böylece konsepte geldik. kimyasal reaksiyon hızı.

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge.

7.2. Kimyasal reaksiyon hızı

Kimyasal reaksiyonların hızlarını ve mekanizmalarını inceleyen kimya dalı, fiziksel kimyanın bir dalıdır ve denir. kimyasal kinetik.

Kimyasal reaksiyonun hızı reaksiyona giren sistemin birim hacmi başına (homojen bir reaksiyon için) veya birim yüzey alanı başına (heterojen bir reaksiyon için) birim zaman başına madde miktarındaki değişikliktir.

Böylece eğer hacim							veya alan			arayüzler
değişmezse, kimyasal reaksiyonların hızlarına ilişkin ifadeler şu şekilde olur:
dostum

Bir maddenin miktarındaki değişimin sistemin hacmine oranı, belirli bir maddenin konsantrasyonundaki değişiklik olarak yorumlanabilir.

Reaktifler için, reaktiflerin konsantrasyonu azaldığından ve kimyasal reaksiyonun hızı aslında pozitif bir değer olduğundan, kimyasal reaksiyon hızı ifadesinin eksi işaretiyle yazıldığını unutmayın.

Daha ileri sonuçlar, birkaç parçacığın etkileşiminin bir sonucu olarak kimyasal reaksiyonu göz önünde bulunduran basit fiziksel değerlendirmelere dayanmaktadır.

Temel (veya basit), tek aşamada meydana gelen kimyasal bir reaksiyondur. Birkaç aşama varsa, bu tür reaksiyonlara karmaşık, bileşik veya brüt reaksiyonlar denir.

1867'de kimyasal reaksiyon hızının tanımlanması önerildi. kitlesel eylem kanunu: Bir temel kimyasal reaksiyonun hızı stokiyometrik katsayıların kuvvetleri cinsinden reaktanların konsantrasyonlarıyla orantılıdır.n A +m B P,

A, B – reaktantlar, P – ürünler, n, m – katsayılar.

W =knm

K katsayısına kimyasal reaksiyonun hız sabiti denir,

Etkileşen parçacıkların doğasını karakterize eder ve parçacık konsantrasyonuna bağlı değildir.

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge. n ve m miktarlarına denir maddeye göre reaksiyon sırası Sırasıyla A ve B ve

toplamları (n +m) – reaksiyon sırası.

Temel reaksiyonlar için reaksiyon sırası 1, 2 ve 3 olabilir.

İlgili molekül sayısına göre 1. dereceden temel reaksiyonlar monomoleküler, 2. dereceden bimoleküler, 3. dereceden trimoleküler olarak adlandırılır. Üçüncü derecenin üzerindeki temel reaksiyonlar bilinmiyor; hesaplamalar, dört molekülün aynı anda bir noktada buluşmasının çok inanılmaz bir olay olduğunu gösteriyor.

Karmaşık bir reaksiyon belirli bir dizi temel reaksiyondan oluştuğundan hızı, reaksiyonun bireysel aşamalarının oranları cinsinden ifade edilebilir. Bu nedenle, karmaşık reaksiyonlar için sıra, kesirli veya sıfır da dahil olmak üzere herhangi bir olabilir ( sıfır sipariş reaksiyon, reaksiyonun sabit bir hızda gerçekleştiğini ve reaksiyona giren parçacıkların konsantrasyonuna (W = k) bağlı olmadığını gösterir.

Aşamaların en yavaşı karmaşık süreç genellikle hız sınırlayıcı aşama olarak adlandırılır.

Çok sayıda molekülün ücretsiz bir sinema salonuna gittiğini, ancak girişte her molekülün yaşını kontrol eden bir müfettiş bulunduğunu düşünün. Dolayısıyla sinema kapılarından bir madde akışı girer, moleküller de birer birer sinema salonuna girer. çok yavaş.

Temel birinci dereceden reaksiyonların örnekleri buna göre termal veya radyoaktif bozunma süreçleridir; hız sabiti k, ya bir kimyasal bağın kopma olasılığını ya da birim zaman başına bozunma olasılığını karakterize eder.

Temel ikinci dereceden reaksiyonların birçok örneği vardır - bu bizim için en tanıdık reaksiyon yoludur - A parçacığı B parçacığıyla çarpıştı, bir tür dönüşüm meydana geldi ve orada bir şey oldu (teorikteki ürünlerin hiçbir şeyi etkilemediğini unutmayın) - tüm dikkat yalnızca reaksiyona giren parçacıklara verilmektedir).

Aksine, üç parçacığın aynı anda karşılaşması oldukça nadir olduğundan, oldukça az sayıda temel üçüncü dereceden reaksiyon vardır.

Örnek olarak kimyasal kinetiğin öngörü gücüne bakalım.

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge.

Birinci dereceden kinetik denklem

(açıklayıcı ek materyal)

Hız sabiti k'ye eşit olan ve A maddesinin başlangıç ​​konsantrasyonu [A]0'a eşit olan homojen bir birinci dereceden reaksiyonu ele alalım.

Tanım gereği homojen bir kimyasal reaksiyonun hızı şuna eşittir:

K[A]

Birim zamanda konsantrasyondaki değişim. Bir kez A maddesi –

reaktif, eksi işareti koyun.

Böyle bir denkleme diferansiyel denir (vardır)

türev)

[A]

Bunu çözmek için miktarları sol tarafa aktarıyoruz

konsantrasyonlarda ve doğru zamanda.

İki fonksiyonun türevleri eşitse, o zaman fonksiyonların kendileri

bir sabitten daha fazla farklılık göstermemelidir.

Çözmek için verilen denklem sol tarafın integralini alın (üzerinde

konsantrasyon) ve sağ taraf (zaman içinde). Korkutmamak için

ln[ A ] = −kt +C

Dinleyiciler, kendimizi cevapla sınırlayacağız.

ln sembolü doğal bir logaritmadır; b sayısı öyle

= [A],e = 2,71828…

ln[ A ]- ln0 = - kt

C sabiti başlangıç ​​koşullarından bulunur:

t = 0'da başlangıç ​​konsantrasyonu [A]0'dır

[A]

Times logaritması –

bu bir sayının kuvvetidir, kuvvetlerin özelliklerini kullanırız

[A]0

e a− b=

Şimdi o iğrenç logaritmadan kurtulalım (tanıma bakın)

logaritma 6-7 satır daha yüksek),

Sayıyı neden artırıyoruz?

Denklemin sol tarafının ve denklemin sağ tarafının kuvveti.

[A]

E−kt

[A]0 ile çarpın

[A]0

Birinci dereceden kinetik denklem.

[ Bir ]= 0 × e - kt

dayalı

birincinin elde edilen kinetik denklemi

belki sipariş ver

hesaplanmış

madde konsantrasyonu

herhangi bir zamanda

Dersimizin amaçları doğrultusunda bu sonuç kullanımını size göstermek amacıyla yalnızca bilgilendirme amaçlıdır. matematiksel aparat Bir kimyasal reaksiyonun ilerleyişini hesaplamak için. Sonuç olarak yetkin bir kimyagerin matematiği bilmemesi mümkün değildir. Matematik öğrenin!

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge. Reaktanların ve ürünlerin zamana karşı konsantrasyonu niteliksel olarak çizilebilir aşağıdaki gibi(Örneğin geri dönüşü olmayan reaksiyon ilk sipariş)

Reaksiyon hızını etkileyen faktörler

1. Reaktanların doğası

Örneğin H2SO4, CH3COOH, H2S, CH3OH - hidroksit iyonu ile reaksiyon hızı, kuvvetine bağlı olarak değişecektir. H-O bağları. Belirli bir bağlantının gücünü değerlendirmek için göreceli değeri kullanabilirsiniz. pozitif yük bir hidrojen atomunda: yük ne kadar büyük olursa reaksiyon o kadar kolay olur.

2. Sıcaklık

Yaşam deneyimi bize reaksiyon hızının sıcaklığa bağlı olduğunu ve artan sıcaklıkla arttığını söylüyor. Örneğin sütün ekşimesi işlemi buzdolabından ziyade oda sıcaklığında daha hızlı gerçekleşir.

Hadi dönelim matematiksel ifade kitlesel eylem yasası.

W =knm

Bir kere sol taraf Bu ifade (reaksiyon hızı) sıcaklığa bağlıdır, dolayısıyla ifadenin sağ tarafı da sıcaklığa bağlıdır. Bu durumda konsantrasyon elbette sıcaklığa bağlı değildir: örneğin süt, hem buzdolabında hem de oda sıcaklığında% 2,5'lik yağ içeriğini korur. O halde, Sherlock Holmes'un dediği gibi, ne kadar garip görünürse görünsün, geriye kalan çözüm doğru çözümdür: Hız sabiti sıcaklığa bağlıdır!

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge. Reaksiyon hızı sabitinin sıcaklığa bağımlılığı Arrhenius denklemi kullanılarak ifade edilir:

- Ea

k = k0 eRT,

hangisinde

R = 8,314 J mol-1 K-1 – evrensel gaz sabiti,

Ea reaksiyonun aktivasyon enerjisidir (aşağıya bakınız), geleneksel olarak sıcaklıktan bağımsız olduğu kabul edilir;

k 0, değeri aynı zamanda neredeyse sıcaklıktan bağımsız olan ve her şeyden önce reaksiyonun sırasına göre belirlenen ön üstel faktördür (yani üstelden önce gelen faktör).

Dolayısıyla k0'ın değeri birinci dereceden bir reaksiyon için yaklaşık 1013 s-1, ikinci dereceden bir reaksiyon için 10-10 l mol-1 s-1'dir,

üçüncü dereceden bir reaksiyon için – 10 -33 l2 mol-2 s-1. Bu değerleri hatırlamanıza gerek yok.

Her reaksiyon için k0'ın kesin değerleri deneysel olarak belirlenir.

Aktivasyon enerjisi kavramı aşağıdaki şekilde açıkça görülmektedir. Aslında aktivasyon enerjisi, bir reaksiyonun meydana gelebilmesi için reaksiyona giren parçacığın sahip olması gereken enerjidir.

Üstelik sistemi ısıtırsak parçacıkların enerjisi artar (kesikli grafik), geçiş durumu (≠) aynı seviyede kalır. Geçiş durumu ile reaktanlar arasındaki enerji farkı (aktivasyon enerjisi) azalır ve Arrhenius denklemine göre reaksiyon hızı artar.

Kimyasal reaksiyonun hızı. Kitlesel eylem yasası. Kimyasal denge. Arrhenius denklemine ek olarak Van't Hoff denklemi de vardır.

reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığını sıcaklık katsayısı γ aracılığıyla karakterize eder:

Sıcaklık katsayısı γ, sıcaklık 10o değiştiğinde kimyasal reaksiyon hızının kaç kat artacağını gösterir.

Van't Hoff denklemi:

T 2− T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Tipik olarak, γ katsayısı 2 ila 4 aralığındadır. Bu nedenle kimyacılar sıklıkla sıcaklıktaki 20°'lik bir artışın reaksiyon hızında büyüklük sırasına göre (yani 10 kat) bir artışa yol açtığı yaklaşımını kullanırlar.

Kimyasal reaksiyonun hızı aşağıdaki faktörlere bağlıdır:

1) Reaksiyona giren maddelerin doğası.

2) Reaktiflerin temas yüzeyi.

3) Reaktanların konsantrasyonu.

4) Sıcaklık.

5) Katalizörlerin varlığı.

Heterojen reaksiyonların hızı ayrıca aşağıdakilere de bağlıdır:

a) faz arayüzünün boyutu (faz arayüzünün artmasıyla heterojen reaksiyonların hızı artar);

b) reaksiyona giren maddelerin faz arayüzüne verilme hızı ve reaksiyon ürünlerinin buradan uzaklaştırılma hızı.

Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler:

1. Reaktiflerin doğası. Bileşiklerdeki kimyasal bağların doğası ve moleküllerinin yapısı önemli rol oynar. Örneğin, bir hidroklorik asit çözeltisinden çinko tarafından hidrojen salınımı, bir asetik asit çözeltisinden çok daha hızlı gerçekleşir, çünkü H-C1 bağının polaritesi, O-N bağlantıları CH3COOH molekülünde, yani HCl'nin - güçlü elektrolit ve CH3COOH sulu bir çözeltide zayıf bir elektrolittir.

2. Reaktiflerin temas yüzeyi. Reaksiyona giren maddelerin temas yüzeyi ne kadar büyük olursa reaksiyon o kadar hızlı ilerler. Katıların yüzey alanı öğütülerek, çözünebilir maddeler için ise çözündürülerek arttırılabilir. Çözeltilerdeki reaksiyonlar neredeyse anında gerçekleşir.

3. Reaktiflerin konsantrasyonu. Etkileşimin gerçekleşmesi için homojen bir sistemdeki reaksiyona giren maddelerin parçacıklarının çarpışması gerekir. Artırırken reaktanların konsantrasyonları reaksiyonların hızı artar. Bu, birim hacim başına madde miktarı arttıkça reaksiyona giren maddelerin parçacıkları arasındaki çarpışma sayısının artmasıyla açıklanmaktadır. Çarpışmaların sayısı, reaktörün hacmindeki reaksiyona giren maddelerin parçacıklarının sayısıyla, yani bunların molar konsantrasyonlarıyla orantılıdır.

Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna niceliksel bağımlılığı ifade edilir kitlesel eylem kanunu (Guldberg ve Waage, Norveç, 1867): Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

Reaksiyon için:

aA + bB ↔ cC + dD

kütle etki yasasına göre reaksiyon hızı şuna eşittir:

υ = k[A]υ a[B]υb,(9)

burada [A] ve [B] başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonlarıdır;

k-reaksiyon hızı sabiti, bu, reaktanların [A] = [B] = 1 mol/l konsantrasyonlarındaki reaksiyon hızına eşittir.

Reaksiyon hızı sabiti reaktanların doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak maddelerin konsantrasyonuna bağlı değildir.

İfade (9) denir Reaksiyonun kinetik denklemi. Kinetik denklemler gazların ve çözünmüş maddelerin konsantrasyonlarını içerir ancak katı maddelerin konsantrasyonlarını içermez:

2S02(g) + O2(g) = 2S03(g); υ = k 2 · [02];

CuO (tv.) + H2 (g) = Cu (tv.) + H20 (g); υ = k.

Kinetik denklemleri kullanarak reaktanların konsantrasyonu değiştiğinde reaksiyon hızının nasıl değiştiğini hesaplayabilirsiniz.

Katalizörün etkisi.

5. Reaksiyon sıcaklığı. Aktif çarpışma teorisi

Temel bir kimyasal etkileşimin gerçekleşebilmesi için reaksiyona giren parçacıkların birbirleriyle çarpışması gerekir. Ancak her çarpışma kimyasal reaksiyonla sonuçlanmaz. Kimyasal etkileşim, parçacıklar elektron yoğunluğunun yeniden dağılımının ve yeni kimyasal bağların oluşumunun mümkün olduğu mesafelere yaklaştığında meydana gelir. Etkileşen parçacıklar, elektron kabukları arasında ortaya çıkan itici kuvvetlerin üstesinden gelebilmek için yeterli enerjiye sahip olmalıdır.

Geçiş durumu- Bağlantıların yok edilmesinin ve yaratılmasının dengeli olduğu sistem durumu. Sistem kısa bir süre (10-15 saniye) geçiş durumunda kalır. Sistemi geçiş durumuna getirmek için harcanması gereken enerjiye denir. aktivasyon enerjisi. Birkaç geçiş durumu içeren çok adımlı reaksiyonlarda aktivasyon enerjisi şuna karşılık gelir: en yüksek değer enerji. Geçiş durumunu aştıktan sonra, eski bağların yıkılması ve yenilerinin oluşması veya orijinal bağların dönüşümü ile moleküller tekrar dağılır. Enerjinin serbest bırakılmasıyla ortaya çıktıkları için her iki seçenek de mümkündür. Belirli bir reaksiyonun aktivasyon enerjisini azaltabilen maddeler vardır.

Aktif moleküller A 2 ve B 2, çarpışma üzerine bir ara aktif kompleks A 2 ... B 2 ile birleşir ve A-A ve B-B bağlarının zayıflaması ve ardından kırılması ve A-B bağlarının güçlendirilmesi.

НI oluşumu için reaksiyonun "aktivasyon enerjisi" (168 kJ/mol), Н2 ve I2'nin başlangıç ​​moleküllerindeki bağı tamamen kırmak için gereken enerjiden (571 kJ/mol) önemli ölçüde daha azdır. Bu nedenle formasyon boyunca reaksiyon yolu aktif (aktif) kompleks orijinal moleküllerdeki bağların tamamen kopması yoluyla geçen yoldan enerji açısından daha elverişlidir. Reaksiyonların büyük çoğunluğu ara aktif komplekslerin oluşumu yoluyla meydana gelir. Aktif kompleks teorisinin ilkeleri, 20. yüzyılın 30'lu yıllarında G. Eyring ve M. Polyani tarafından geliştirilmiştir.

Aktivasyon enerjisiçarpışan parçacıkların kimyasal dönüşümü için gereken ortalama enerjiye göre parçacıkların fazla kinetik enerjisini temsil eder. Reaksiyonlar farklı aktivasyon enerjileriyle karakterize edilir (E a).Çoğu durumda, nötr moleküller arasındaki kimyasal reaksiyonların aktivasyon enerjisi 80 ila 240 kJ/mol arasında değişir. İçin biyokimyasal süreçler değerler E bir genellikle daha düşüktür - 20 kJ/mol'e kadar. Bu, biyokimyasal süreçlerin büyük çoğunluğunun enzim-substrat kompleksleri aşamasından geçmesiyle açıklanmaktadır. Enerji bariyerleri reaksiyonu sınırlar. Bu sayede prensipte olası reaksiyonlar(saatte Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Bir reaksiyonun gerçekleşebilmesi için moleküllerin belirli bir yönde yönlendirilmesi ve çarpıştıklarında yeterli enerjiye sahip olmaları gerekir. Uygun çarpışma yönelimi olasılığı şu şekilde karakterize edilir: aktivasyon entropisi ∆S a. Aktif kompleksteki elektron yoğunluğunun yeniden dağılımı, çarpışma sırasında A2 ve B2 moleküllerinin Şekil 2'de gösterildiği gibi yönlendirildiği durum tarafından desteklenir. 3a, oysa Şekil 3a'da gösterilen yönelimle. Şekil 3b'de reaksiyon olasılığı çok daha azdır - Şekil 3b'de. 3c.

Pirinç. 3. A 2 ve B 2 moleküllerinin çarpışma sırasında uygun (a) ve elverişsiz (b, c) yönelimleri

Hızın ve reaksiyonun sıcaklığa, aktivasyon enerjisine ve aktivasyon entropisine bağımlılığını karakterize eden denklem şu şekildedir:

(10)

Nerede k- reaksiyon hızı sabiti;

A- birinci yaklaşım olarak, birim hacim başına birim zaman (saniye) başına moleküller arasındaki toplam çarpışma sayısı;

e- doğal logaritmanın tabanı;

R- evrensel gaz sabiti;

T- mutlak sıcaklık;

E bir- aktivasyon enerjisi;

∆S a- aktivasyon entropisindeki değişiklik.

Denklem (11), 1889'da Arrhenius tarafından türetildi. Üstel öncesi faktör A birim zaman başına moleküller arasındaki toplam çarpışma sayısıyla orantılıdır. Boyutu hız sabitinin boyutuyla örtüşür ve reaksiyonun toplam sırasına bağlıdır.

Katılımcı aktif çarpışmaların fraksiyonuna eşit toplam sayı yani çarpışan moleküllerin yeterli etkileşim enerjisine sahip olması gerekir. Çarpma anında istenilen yöne dönme olasılığı ile orantılıdır.

Hız için kütle etkisi yasasını tartışırken (9), hız sabitinin reaktiflerin konsantrasyonlarına bağlı olmayan sabit bir değer olduğu özellikle belirtildi. Tüm kimyasal dönüşümlerin sabit sıcaklıkta gerçekleştiği varsayılmıştır. Aynı zamanda kimyasal dönüşüm hızı sıcaklığın azalması veya artmasıyla önemli ölçüde değişebilir. Kütle eylemi yasası açısından bakıldığında, hızdaki bu değişiklik, hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığından kaynaklanmaktadır, çünkü reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları, sıvının termal genleşmesi veya sıkıştırılması nedeniyle yalnızca çok az değişir.

En iyi bilinen gerçek sıcaklığın artmasıyla reaksiyonların hızının artmasıdır. Bu tür sıcaklık bağımlılığı hız denir normal (Şekil 3 a). Bu tür bir bağımlılık tüm basit reaksiyonların karakteristiğidir.

Pirinç. 3. Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı türleri: a - normal;

b - anormal; c - enzimatik

Ancak artan sıcaklıkla hızı azalan kimyasal dönüşümler artık iyi bilinmektedir; bu tür sıcaklık bağımlılığına hız denir; anormal . Bir örnek, nitrojen (II) oksidin brom ile gaz fazı reaksiyonudur (Şekil 3 b).

Özel İlgi doktorlar için hızın sıcaklığa bağımlılığını temsil eder enzimatik reaksiyonlar yani Enzimleri içeren reaksiyonlar. Vücutta meydana gelen hemen hemen tüm reaksiyonlar bu sınıfa aittir. Örneğin, hidrojen peroksit katalaz enzimi varlığında ayrıştığında, ayrışma hızı sıcaklığa bağlıdır. 273-320 aralığında İLE Sıcaklığa bağımlılık normaldir. Sıcaklık arttıkça hız artar, sıcaklık azaldıkça hız düşer. Sıcaklık 320'nin üzerine çıktığında İLE peroksitin ayrışma hızında keskin, anormal bir düşüş var. Diğer enzimatik reaksiyonlar için de benzer bir tablo ortaya çıkar (Şekil 3c).

Arrhenius denkleminden k açıktır ki, çünkü TÜsse dahil edildiğinden, bir kimyasal reaksiyonun hızı sıcaklık değişimlerine karşı çok hassastır. Homojen reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı van't Hoff kuralı ile ifade edilebilir. sıcaklıktaki her 10° artışta reaksiyon hızı 2-4 kat artar; Belirli bir reaksiyonun hızının sıcaklıktaki 10° artışla kaç kat arttığını gösteren sayıya denir reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı -γ.

Bu kural matematiksel olarak aşağıdaki formülle ifade edilir:

(12)

burada γ, sıcaklık 10 0 arttığında reaksiyon hızının kaç kez arttığını gösteren sıcaklık katsayısıdır; υ 1 –t1; υ 2 – sıcaklıkta reaksiyon hızı t2.

Sıcaklık arttıkça aritmetik ilerleme hız geometrik olarak artar.

Örneğin, eğer γ = 2,9 ise sıcaklıktaki 100° artışla reaksiyon hızı 2,9 10 kat artar, yani. 40 bin kez. Bu kuraldan sapmalar, sıcaklıktaki hafif bir artışla hızı onlarca kat artan biyokimyasal reaksiyonlardır. Bu kural yalnızca kaba bir yaklaşım için geçerlidir. Büyük molekülleri (proteinleri) içeren reaksiyonlar, büyük bir sıcaklık katsayısı ile karakterize edilir. Sıcaklıktaki 10°C'lik artışla proteinin (yumurta albümini) denatürasyon hızı 50 kat artar. Belirli bir maksimuma (50-60 °C) ulaştıktan sonra, proteinin termal denatürasyonu sonucu reaksiyon hızı keskin bir şekilde azalır.

Birçok kimyasal reaksiyon için hıza bağlı kütle etki yasası bilinmemektedir. Bu gibi durumlarda, dönüşüm oranının sıcaklığa bağımlılığını tanımlamak için ifade kullanılabilir:

Ön üs Ve ile sıcaklığa bağlı değildir ancak konsantrasyona bağlıdır. Ölçü birimi mol/l∙s'dir.

Teorik bağımlılık, aktivasyon enerjisi ve ön üstel biliniyorsa hızın herhangi bir sıcaklıkta önceden hesaplanmasına olanak tanır. Böylece sıcaklığın kimyasal dönüşüm hızı üzerindeki etkisi tahmin edilir.

Karmaşık reaksiyonlar

Bağımsızlık ilkesi. Yukarıda tartışılan her şey nispeten basit reaksiyonlarla ilgilidir, ancak kimyada karmaşık reaksiyonlar olarak adlandırılan reaksiyonlarla sıklıkla karşılaşılır. Bu tür reaksiyonlar aşağıda tartışılanları içerir. Geri çekilirken kinetik denklemler Bu reaksiyonlar için bağımsızlık ilkesi kullanılır: Bir sistemde birden fazla reaksiyon meydana gelirse, bunların her biri diğerlerinden bağımsızdır ve hızı, reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

Paralel reaksiyonlar- Bunlar aynı anda birkaç yönde meydana gelen reaksiyonlardır.

Potasyum kloratın termal ayrışması aynı anda iki reaksiyonda meydana gelir:

Sıralı reaksiyonlar- Bunlar birkaç aşamada meydana gelen reaksiyonlardır. Bunlar kimyadaki reaksiyonların çoğunluğudur.

.

Konjuge reaksiyonlar. Bir sistemde birden fazla reaksiyon meydana geliyorsa ve bunlardan birinin olmadan diğerinin gerçekleşmesi mümkün değilse bu reaksiyonlara denir. konjuge ve olayın kendisi - tümevarım yoluyla .

2HI + H2CrO4 → I2 + Cr203 + H20.

Bu reaksiyon normal koşullar altında pratik olarak gözlenmez ancak sisteme FeO eklenirse aşağıdaki reaksiyon meydana gelir:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 Ö 3 + Cr 2 Ö 3 + H 2 O

ve aynı zamanda ilk reaksiyon meydana gelir. Bunun nedeni, birinci reaksiyonda yer alan ara ürünlerin ikinci reaksiyonda oluşmasıdır:

FeO2 + H2CrO4 → Cr203 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Kimyasal indüksiyon- bir kimyasal reaksiyonun (ikincil) diğerine (birincil) bağlı olduğu bir olgu.

A+ İÇİNDE- öncelik reaksiyon,

A+C- ikincil reaksiyon,

o zaman A bir aktivatördür, İÇİNDE- indüktör, C - alıcı.

Kimyasal indüksiyon sırasında, katalizin aksine, tüm reaksiyon katılımcılarının konsantrasyonları azalır.

İndüksiyon faktörü aşağıdaki denklemden belirlenir:

.

İndüksiyon faktörünün büyüklüğüne bağlı olarak aşağıdaki durumlar mümkündür.

ben > 0 - sönümleme işlemi. Reaksiyon hızı zamanla azalır.

BEN < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

İndüksiyon olgusu önemlidir çünkü bazı durumlarda birincil reaksiyonun enerjisi, ikincil reaksiyonda tüketilen enerjiyi telafi edebilir. Bu nedenle örneğin amino asitlerin polikondensasyonu yoluyla protein sentezlemenin termodinamik olarak mümkün olduğu ortaya çıktı.

Zincir reaksiyonları. Bir kimyasal reaksiyon, sonraki reaksiyonlara girerek yeni aktif parçacıkların ortaya çıkmasına neden olan aktif parçacıkların (iyonlar, radikaller) oluşumuyla devam ederse, bu reaksiyon dizisine denir. zincirleme reaksiyon.

Serbest radikallerin oluşumu, moleküldeki bağları kırmak için enerji harcanmasıyla ilişkilidir. Bu enerji moleküllere aydınlatma yoluyla aktarılabilir. elektrik deşarjı, ısıtma, nötronlarla ışınlama, α- ve β-partikülleri. Düşük sıcaklıklarda zincir reaksiyonları gerçekleştirmek için, reaksiyona giren karışıma başlatıcılar eklenir - kolayca radikal oluşturan maddeler: sodyum buharı, organik peroksitler, iyot vb.

Hidrojen klorür oluşumunun reaksiyonu basit bağlantılarışıkla etkinleştirilir.

Toplam reaksiyon:

H2 + C12 2HC1.

Bireysel aşamalar:

Сl 2 2Сl∙ klorun fotoaktivasyonu (başlatma)

Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ zincir gelişimi

H∙ + Cl2 = HCl + Cl∙, vb.

H∙ + Cl∙ = HCl açık devresi

Burada H∙ ve Cl∙ aktif parçacıklardır (radikallerdir).

Bu reaksiyon mekanizmasında üç grup temel aşama ayırt edilebilir. Birincisi fotokimyasal bir reaksiyondur. zincir çekirdeklenmesi. Hafif bir kuantumu emen klor molekülleri, yüksek enerjili serbest atomlara ayrışır. tepkime. Böylece bir zincirin çekirdeklenmesi sırasında değerlik doymuş moleküllerden serbest atomların veya radikallerin oluşumu meydana gelir. Zincir çekirdeklenme sürecine aynı zamanda denir başlatma. Eşlenmemiş elektronlara sahip olan klor atomları aşağıdakilerle reaksiyona girebilir: moleküler hidrojen, hidrojen klorür ve atomik hidrojen moleküllerini oluşturur. Atomik hidrojen, bir klor molekülü ile etkileşime girer, bunun sonucunda tekrar bir hidrojen klorür molekülü ve atomik klor oluşur, vb.

Aynı temel aşamaların (bağlantıların) tekrarlanmasıyla ve serbest radikallerin korunmasıyla ilerleyen bu süreçler, başlangıç ​​maddelerinin tüketimine ve reaksiyon ürünlerinin oluşumuna yol açar. Bu tür reaksiyon gruplarına denir zincirin gelişiminin (veya devamının) reaksiyonları.

Sahne zincirleme reaksiyon Serbest radikallerin ölümünün meydana geldiği olaya denir açık devre. Bu işlem sırasında açığa çıkan enerji üçüncü bir cisme verilebilirse, serbest radikallerin rekombinasyonunun bir sonucu olarak zincirin sonlandırılması meydana gelebilir: damarın duvarı veya inert yabancı maddelerin molekülleri (aşama 4, 5). Bu nedenle zincirleme reaksiyonların hızı, özellikle düşük basınçlarda, yabancı maddelerin varlığına, kabın şekline ve boyutuna karşı çok hassastır.

Zincirin kopmaya başladığı andan itibaren temel bakla sayısına zincir uzunluğu denir. Söz konusu örnekte, her bir ışık kuantumu için 105'e kadar HCl molekülü oluşmaktadır.

Serbest radikal sayısının "çarpılmadığı" zincirleme reaksiyonlara denir dallanmamış veya basit zincir reaksiyonları . Dallanmamış yapının her temel aşamasında zincir süreci bir radikal, reaksiyon ürününün bir molekülünü ve yalnızca bir yeni radikali "doğurur" (Şekil 41).

Basit zincir reaksiyonlarının diğer örnekleri: a) parafin hidrokarbonları Cl∙ + CH4 → CH3 ∙ + HC1'in klorlanması; CH3 ∙ + Cl - → CH3Cl + Cl ∙ vb.; b) reaksiyonlar radikal polimerizasyonörneğin vinil asetatın kolayca radikallere ayrışan benzoil peroksit varlığında polimerizasyonu; c) Klorun hidrojenle reaksiyonuna benzer bir mekanizmaya göre meydana gelen, endotermikliğinden dolayı yalnızca daha kısa zincir uzunluğuna sahip olan hidrojenin brom ile etkileşimi.

Büyüme eyleminin bir sonucu olarak iki veya daha fazla aktif parçacık ortaya çıkarsa, bu zincir reaksiyonu dallanır.

1925'te N. N. Semenov ve işbirlikçileri, temel aşamaları içeren reaksiyonları keşfettiler; bunun sonucunda bir değil, birkaç kimyasal olarak aktif parçacık (atom veya radikal) ortaya çıktı. Birkaç yeni serbest radikalin ortaya çıkması, birkaç yeni zincirin ortaya çıkmasına yol açar; bir zincir dalları. Bu tür işlemlere dallanmış zincir reaksiyonları denir (Şekil 42).

Oldukça dallanmış zincir prosesine bir örnek, hidrojenin oksidasyonudur. düşük basınçlar ve yaklaşık 900°C'lik bir sıcaklık. Reaksiyon mekanizması aşağıdaki gibi yazılabilir.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ zincirin başlatılması

2. OH∙ + H2 → H2O + H∙ zincir gelişimi

3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: zincir dallanması

4. Ö: + H 2 → OH∙ +H∙

5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ zincirin devamı

6. Н∙ + Н∙ + duvar → Н 2 kabın duvarında açık devre

7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M hacimde açık devre.

M inert bir moleküldür. Üçlü çarpışma sırasında oluşan HO 2 ∙ radikali aktif değildir ve zinciri devam ettiremez.

Sürecin ilk aşamasında basit bir zincirin gelişmesini sağlayan hidroksil radikalleri oluşur. Üçüncü aşamada, bir radikalin orijinal molekülü ile etkileşimi sonucunda iki radikal oluşur ve oksijen atomu iki serbest değerliğe sahiptir. Bu zincirin dallanmasını sağlar.

Zincirin dallanması sonucunda reaksiyon hızı başlangıç ​​döneminde hızla artar ve süreç zincir tutuşması-patlaması ile son bulur. Ancak dallanmış zincir reaksiyonları, yalnızca dallanma hızı zincirin sonlanma hızından büyük olduğunda patlamayla sonuçlanır. İÇİNDE aksi takdirde süreç yavaştır.

Reaksiyon koşulları değiştiğinde (basınçtaki, sıcaklıktaki, karışım bileşimindeki, reaksiyon kabının duvarlarının boyutu ve durumundaki değişiklikler vb.), yavaş reaksiyondan patlamaya geçiş meydana gelebilir ve bunun tersi de olabilir. Bu nedenle, zincir reaksiyonlarında, zincir ateşlemesinin meydana geldiği sınırlayıcı (kritik) durumlar vardır; ekzotermik reaksiyonlarda, zayıf ısı giderimi ile reaksiyona giren karışımın sürekli artan ısınmasının bir sonucu olarak ortaya çıkan termal ateşlemenin ayırt edilmesi gerekir.

Kükürt, fosfor, karbon monoksit (II), karbon disülfür vb. buharlarının oksidasyonu dallanmış bir zincir mekanizması yoluyla gerçekleşir.

Modern teoriÖdül sahipleri tarafından geliştirilen zincir süreçleri Nobel Ödülü (1956) Sovyet akademisyen N. N. Semenov ve İngiliz bilim adamı Hinshelwood.

Zincir reaksiyonları katalitik reaksiyonlardan ayırt edilmelidir, ancak katalitik reaksiyonlar da döngüsel niteliktedir. Zincirleme reaksiyonlarla katalitik reaksiyonlar arasındaki en önemli fark, zincirleme bir mekanizma ile reaksiyonun, kendiliğinden reaksiyonlar nedeniyle sistemin enerjisini artırma yönünde akabilmesidir. Katalizör termodinamik olarak imkansız bir reaksiyona neden olmaz. Ayrıca katalitik reaksiyonlarda zincir çekirdeklenmesi ve zincirin sonlanması gibi işlem aşamaları yoktur.

Polimerizasyon reaksiyonları. Zincir reaksiyonunun özel bir durumu polimerizasyon reaksiyonudur.

Polimerizasyon aktif parçacıkların (radikaller, iyonlar) düşük moleküllü bileşiklerle (monomerler) reaksiyonuna, malzeme zincirinin uzunluğunda (molekül uzunluğu) bir artışla ikincisinin sıralı eklenmesinin eşlik ettiği bir işlemdir; bir polimerin oluşumu.

Monomerleröyle organik bileşikler kural olarak molekülde doymamış (çift, üçlü) bağlar içerir.

Polimerizasyon sürecinin ana aşamaları:

1. Başlatma(ışık, ısı vb. etkisi altında):

bir: bir→bir" + bir"- radikallerin (aktif değerlik-doymamış parçacıklar) oluşumu ile homolitik ayrışma.

C: B→ A - + B +- iyon oluşumu ile heterolitik ayrışma.

2. Zincir yüksekliği: A" + M→ AM"

(veya bir - + M→ AM", veya İÇİNDE + + M→ VM +).

3. Açık devre: AM" + AM"→ polimer

(veya AM" + B +→ polimer, VM + + A"→ polimer).

Zincirleme bir sürecin hızı her zaman zincirsiz bir sürecin hızından daha yüksektir.

Kinetik– kimyasal reaksiyonların hızları bilimi.

Kimyasal reaksiyon hızı– temel eylemlerin sayısı kimyasal etkileşim birim hacim başına (homojen) veya birim yüzey başına (heterojen) birim zamanda akış.

Gerçek reaksiyon hızı:

2. Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler

Homojen, heterojen reaksiyonlar için:

1) reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonu;

2) sıcaklık;

3) katalizör;

4) inhibitör.

Yalnızca heterojen olanlar için:

1) reaksiyona giren maddelerin faz arayüzüne beslenme hızı;

2) yüzey alanı.

Ana faktör, reaktanların doğasıdır - reaktanların moleküllerindeki atomlar arasındaki bağların doğası.

NO 2 – nitrojen oksit (IV) – tilki kuyruğu, CO – karbon monoksit, karbon monoksit.

Oksijen ile oksitlenirlerse, ilk durumda kabın kapağını açtığınızda reaksiyon anında meydana gelir, ikinci durumda reaksiyon zamanla uzar.

Reaktanların konsantrasyonu aşağıda tartışılacaktır.

Mavi opalesans kükürt çökelme anını gösterir; konsantrasyon ne kadar yüksek olursa hız da o kadar yüksek olur.

Pirinç. 10

Na 2 S 2 O 3 konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa reaksiyon o kadar az zaman alır. Grafik (Şekil 10) doğrudan göstermektedir orantılı bağımlılık. Reaksiyon hızının reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonuna niceliksel bağımlılığı, LMA (kütle etkisi yasası) ile ifade edilir; bu, şunu belirtir: bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile doğrudan orantılıdır.

Bu yüzden, kinetik temel kanunu deneysel olarak belirlenmiş bir yasadır: reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonuyla orantılıdır, örnek: (yani bir reaksiyon için)

Bu reaksiyon için H 2 + J 2 = 2HJ – hız, herhangi bir maddenin konsantrasyonundaki değişiklik cinsinden ifade edilebilir. Reaksiyon soldan sağa doğru ilerlerse, H2 ve J2 konsantrasyonu azalacak ve reaksiyon ilerledikçe HJ konsantrasyonu artacaktır. İçin anlık hız reaksiyonlar şu şekilde yazılabilir:

köşeli parantezler konsantrasyonu gösterir.

Fiziksel anlam k– Moleküller sürekli hareket halindedir, çarpışır, uçar ve kabın duvarlarına çarpar. Kimyasal reaksiyonun HJ oluşturabilmesi için H2 ve J2 moleküllerinin çarpışması gerekir. Bu tür çarpışmaların sayısı arttıkça artacaktır. daha fazla molekül H2 ve J2 hacimde bulunur, yani [H2 ] ve değerleri ne kadar büyük olursa. Ancak moleküller birlikte hareket eder farklı hızlarda ve çarpışan iki molekülün toplam kinetik enerjisi farklı olacaktır. En hızlı H2 ve J2 molekülleri çarpışırsa, enerjileri o kadar yüksek olabilir ki moleküller iyot ve hidrojen atomlarına bölünür, bunlar birbirinden ayrılır ve ardından diğer H2 + J2 molekülleriyle etkileşime girer. > 2H+2J, ardından H + J2 > HJ + J. Çarpışan moleküllerin enerjisi daha az ancak H – H ve J – J bağlarını zayıflatacak kadar yüksekse, hidrojen iyodürün oluşum reaksiyonu meydana gelecektir:

Çarpışan moleküllerin çoğu için enerji, H2 ve J2'deki bağları zayıflatmak için gerekenden daha azdır. Bu tür moleküller "sessizce" çarpışacak ve aynı zamanda "sessizce" dağılacak, H2 ve J2 olarak kalacaklardır. Dolayısıyla çarpışmaların hepsi değil, yalnızca bir kısmı kimyasal reaksiyona yol açar. Orantılılık katsayısı (k), [H 2 ] = 1 mol konsantrasyonlarında bir çarpışma reaksiyonuna yol açan etkili çarpışmaların sayısını gösterir. Büyüklük k–sabit hız. Hız nasıl sabit olabilir? Evet, düzgün hız doğrusal hareket sabit denir vektör miktarı, vücudun herhangi bir zaman periyodundaki hareketinin bu aralığın değerine oranına eşittir. Fakat moleküller düzensiz hareket ediyorsa hız nasıl sabit olabilir? Ancak sabit hız yalnızca sabit sıcaklıkta yapılabilir. Sıcaklık arttıkça, çarpışmaları reaksiyona yol açan hızlı moleküllerin oranı artar, yani hız sabiti artar. Ancak oran sabitindeki artış sınırsız değildir. Belirli bir sıcaklıkta moleküllerin enerjisi o kadar yüksek olur ki, reaktanların neredeyse tüm çarpışmaları etkili olur. İki hızlı molekül çarpıştığında ters reaksiyon meydana gelecektir.

H2 ve J2'den 2HJ'nin oluşum ve ayrışma oranlarının eşit olacağı bir an gelecek, ancak bu zaten kimyasal bir dengedir. Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığı, bir sodyum tiyosülfat çözeltisinin bir sülfürik asit çözeltisi ile etkileşiminin geleneksel reaksiyonu kullanılarak izlenebilir.

Na 2 S 2 Ö 3 + H 2 SO 4 = Na 2 S0 4 + H 2 S 2 Ö 3, (1)

H 2 S 2 Ö 3 = Sv+H 2 O+S02 ^. (2)

Reaksiyon (1) neredeyse anında gerçekleşir. Reaksiyon hızı (2), sabit bir sıcaklıkta reaktan H2S203'ün konsantrasyonuna bağlıdır. Bu tam olarak gözlemlediğimiz reaksiyondur - bu durumda hız, çözümlerin başlangıcından opaklığın ortaya çıkmasına kadar geçen süre ile ölçülür. Makalede L. M. Kuznetsova Sodyum tiyosülfatın hidroklorik asit ile reaksiyonu anlatılmaktadır. Solüsyonlar boşaltıldığında donukluğun (bulanıklığın) meydana geldiğini yazıyor. Ancak bu ifade L.M. Kuznetsova yanılıyor çünkü opaklık ve bulanıklık iki farklı şey. Opalescence (opal ve Latince'den) esansiyel– zayıf etki anlamına gelen son ek) – optik homojensizlik nedeniyle ışığın bulanık ortam tarafından saçılması. Işık saçılımı– Bir ortamda her yöne yayılan ışık ışınlarının orijinal yönden sapması. Kolloidal parçacıklar ışığı dağıtma yeteneğine sahiptir (Tyndall-Faraday etkisi) - bu, koloidal çözeltinin hafif bulanıklığı olan opaklığı açıklar. Bu deneyi gerçekleştirirken, mavi opalesansı ve ardından koloidal kükürt süspansiyonunun pıhtılaşmasını hesaba katmak gerekir. Süspansiyonun aynı yoğunluğu, çözelti tabakası boyunca yukarıdan gözlemlenen herhangi bir desenin (örneğin, bir bardağın tabanındaki bir ızgara) gözle görülür şekilde kaybolmasıyla da not edilir. Zaman, boşaltma anından itibaren bir kronometre kullanılarak sayılır.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O ve H 2 SO 4 çözeltileri.

Birincisi, 0,3 M konsantrasyona karşılık gelen 7,5 g tuzun 100 ml H20 içinde çözülmesiyle hazırlanır. Aynı konsantrasyonda bir H2S04 çözeltisi hazırlamak için 1,8 ml H2S04 (k) ölçmeniz gerekir, ? = = 1,84 g/cm3 ve 120 ml H20 içinde eritin. Hazırlanan Na2S203 çözeltisini üç bardağa dökün: birincisinde 60 ml, ikincisinde 30 ml, üçüncüsünde 10 ml. İkinci bardağa 30 ml damıtılmış H2O, üçüncü bardağa ise 50 ml ekleyin. Böylece, her üç bardakta da 60 ml sıvı olacaktır, ancak ilkinde tuz konsantrasyonu şartlı olarak = 1, ikincisinde - ½ ve üçüncüsünde - 1/6'dır. Çözeltiler hazırlandıktan sonra, tuz çözeltisi içeren ilk bardağa 60 ml H2S04 çözeltisi dökün ve kronometreyi vb. açın. Na2S203 çözeltisinin seyreltilmesiyle reaksiyon hızının düştüğü göz önüne alındığında, zamanla ters orantılı bir miktar olarak belirlenebilir v = 1/? ve konsantrasyonu apsis eksenine ve reaksiyon hızını ordinat eksenine çizen bir grafik oluşturun. Buradan çıkan sonuç, reaksiyon hızının maddelerin konsantrasyonuna bağlı olmasıdır. Elde edilen veriler Tablo 3'te listelenmiştir. Bu deney büretler kullanılarak gerçekleştirilebilir, ancak bu, uygulayıcının çok fazla pratik yapmasını gerektirir çünkü grafik hatalı olabilir.

Tablo 3

Hız ve tepki süresi

Guldberg-Waage yasası onaylandı - kimya profesörü Gulderg ve genç bilim adamı Waage).

düşünelim sonraki faktör- sıcaklık.

Sıcaklık arttıkça çoğu kimyasal reaksiyonun hızı artar. Bu bağımlılık Van't Hoff kuralıyla açıklanmaktadır: "Sıcaklıktaki her 10 °C'lik artış için, kimyasal reaksiyonların hızı 2 ila 4 kat artar."

Nerede ? – sıcaklık 10 °C arttığında reaksiyon hızının kaç kat arttığını gösteren sıcaklık katsayısı;

v 1 – sıcaklıkta reaksiyon hızı t1;

v2 – sıcaklıkta reaksiyon hızı t2.

Örneğin 50 °C'deki bir reaksiyon iki dakika sürer, sıcaklık katsayısı eşitse işlemin 70 °C'de tamamlanması ne kadar sürer? ? = 2?

t1 = 120 saniye = 2 dakika; t1 = 50°C; t2 = 70°C.

Sıcaklıktaki hafif bir artış bile molekülün aktif çarpışmalarının reaksiyon hızında keskin bir artışa neden olur. Aktivasyon teorisine göre, sürece yalnızca enerjisi moleküllerin ortalama enerjisinden belirli bir miktarda daha fazla olan moleküller katılır. Bu fazla enerji aktivasyon enerjisidir. Fiziksel anlamı, moleküllerin aktif çarpışması (orbitallerin yeniden düzenlenmesi) için gerekli olan enerjidir. Aktif parçacıkların sayısı ve dolayısıyla reaksiyon hızı, hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığını yansıtan Arrhenius denklemine göre üstel bir yasaya göre sıcaklıkla birlikte artar.

Nerede A - Arrhenius orantı katsayısı;

k– Boltzmann sabiti;

EA – aktivasyon enerjisi;

R - gaz sabiti;

T- sıcaklık.

Katalizör, bir reaksiyonun hızını tüketilmeden hızlandıran bir maddedir.

Kataliz– Bir katalizör varlığında reaksiyon hızının değişmesi olgusu. Homojen ve heterojen katalizler vardır. Homojen– reaktiflerin ve katalizörün aynı agregasyon durumunda olması. Heterojen– reaktifler ve katalizör farklı toplanma durumlarındaysa. Kataliz hakkında ayrıca bakınız (daha fazla).

inhibitör– Reaksiyon hızını yavaşlatan bir madde.

Bir sonraki faktör yüzey alanıdır. Reaktifin yüzey alanı ne kadar büyük olursa hız da o kadar büyük olur. Bir örnek kullanarak dağılım derecesinin reaksiyon hızı üzerindeki etkisini ele alalım.

CaCO3 – mermer. Kiremitli mermeri tuz banyosuna batıralım asit HC1, beş dakika bekleyin, tamamen çözülecektir.

Toz mermer - aynı işlemi onunla yapacağız, otuz saniye içinde eriyecektir.

Her iki sürecin denklemi aynıdır.

CaC03 (k) + HC1 (g) = CaCl2 (k) + H20 (l) + C02 (g) ^.

Yani aynı kütle için toz mermer eklenirken, levha mermer eklenirken geçen süre daha kısadır.

Ara yüzey yüzeyinin artmasıyla heterojen reaksiyonların hızı artar.

Kimyasal reaksiyonlar farklı hızlarda meydana gelir. Bazıları saniyenin çok küçük kesirleri içinde tamamen tamamlanır, bazıları ise dakikalar, saatler, günler içinde gerçekleştirilir; meydana gelmesi birkaç yılı gerektiren reaksiyonların olduğu bilinmektedir. Ek olarak, aynı reaksiyon bazı koşullar altında, örneğin yüksek sıcaklıklarda hızlı bir şekilde ve diğer koşullar altında, örneğin soğutma sırasında yavaş yavaş ilerleyebilir; Üstelik aynı reaksiyonun hızları arasındaki fark çok büyük olabilir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızı dikkate alındığında, homojen bir sistemde meydana gelen reaksiyonlar (homojen reaksiyonlar) ile heterojen bir sistemde meydana gelen reaksiyonlar (heterojen reaksiyonlar) arasında ayrım yapmak gerekir.

TANIM

Sistem kimyada söz konusu maddeyi veya madde koleksiyonunu adlandırmak gelenekseldir. Bu durumda sisteme karşı çıkılır. dış çevre- sistemi çevreleyen maddeler.

Homojen ve heterojen sistemler vardır. Homojen tek fazdan oluşan sisteme denir heterojen- birkaç aşamadan oluşan bir sistem. Faz geçiş sırasında özelliklerin aniden değiştiği bir sistemin diğer parçalarından bir arayüzle ayrılan parçasıdır.

Homojen bir sisteme örnek olarak herhangi bir gaz karışımı 9tüm gazlar çok değil yüksek basınçlar birbiri içinde süresiz olarak çözünür) veya birkaç maddenin bir çözücü içinde bir çözeltisi.

Heterojen sistemlerin örnekleri arasında aşağıdaki sistemler yer alır: buzlu su, hava atmosferinde tortu, kömür ve kükürt içeren doymuş bir çözelti.

Homojen bir sistemde bir reaksiyon meydana gelirse, bu sistemin tüm hacmi boyunca meydana gelir. Heterojen bir sistem oluşturan maddeler arasında bir reaksiyon meydana gelirse, bu yalnızca sistemi oluşturan fazlar arasındaki arayüzde meydana gelebilir. Bu bağlamda homojen bir reaksiyonun hızı ve heterojen bir reaksiyonun hızı farklı şekilde tanımlanır.

TANIM

Homojen reaksiyonun hızı sistemin birim hacmi başına birim zamanda reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan madde miktarıdır.

Heterojen reaksiyonun hızı fazın birim yüzey alanı başına birim zamanda reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan madde miktarıdır.

Bu tanımların her ikisi de şu şekilde yazılabilir: matematiksel form. Aşağıdaki gösterimi kullanalım: υ homojen - homojen bir sistemdeki reaksiyon hızı; υ heterojen - heterojen bir sistemdeki reaksiyon hızı; n - reaksiyondan kaynaklanan herhangi bir maddenin mol sayısı; V sistemin hacmidir; t-zamanı; S, reaksiyonun meydana geldiği fazın yüzey alanıdır; Δ - artış işareti (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). Daha sonra

υ homojen = Δn / (V× Δt);

υ heterojen = Δn / (S× Δt).

Bu denklemlerden ilki basitleştirilebilir. Bir madde miktarının (n) sistemin hacmine (V) oranı, maddenin molar konsantrasyonudur (c): c=n/V, buradan Δc=Δn/V ve son olarak:

υ homojen = Δc / Δt.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Egzersiz yapmak	İçlerindeki demirin kütle oranları% 77,8 ve% 70,0 ise iki demir oksidin formüllerini oluşturun.
Çözüm	Bakır oksitlerin her birindeki kütle fraksiyonunu bulalım: ω 1 (O) = %100 - ω 1 (Fe) = %100 - %77,8 = %22,2; ω 2 (O) = %100 - ω 2 (Fe) = %100 - %70,0 = %30,0. Bileşikteki elementlerin mol sayısını “x” (demir) ve “y” (oksijen) ile gösterelim. Daha sonra molar oran şu şekilde görünecektir (göreceli değerler atom kütleleri, alınan periyodik tablo DI. Mendeleev tam sayılara yuvarlanmış): x:y = ω 1 (Fe)/Ar(Fe) : ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Bu, ilk demir oksidin formülünün FeO olacağı anlamına gelir. x:y = ω 2 (Fe)/Ar(Fe) : ω 2 (O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2: 3. Bu, ikinci demir oksidin formülünün Fe203 olacağı anlamına gelir.
Cevap	FeO, Fe2O3

ÖRNEK 2

Egzersiz yapmak	Hidrojen, iyot ve oksijen bileşiğinin formülünü, içindeki elementlerin kütle oranları şöyle ise yazın: ω(H) = %2,2, ω(I) = %55,7, ω(O) = %42,1.
Çözüm	NX bileşimindeki bir moleküldeki X elementinin kütle oranı şu şekilde hesaplanır: aşağıdaki formül: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × %100. Bileşikteki elementlerin mol sayısını “x” (hidrojen), “y” (iyot), “z” (oksijen) olarak gösterelim. Daha sonra molar oran şu şekilde görünecektir (D.I. Mendeleev'in Periyodik Tablosundan alınan bağıl atom kütlelerinin değerleri tam sayılara yuvarlanır): x:y:z = ω(H)/Ar(H) : ω(I)/Ar(I) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1: 6. Bu, hidrojen, iyot ve oksijen bileşiğinin formülünün H5I06 olacağı anlamına gelir.
Cevap	H5IO6